（通用版）2022-2023版高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡章末檢測試卷 新人教版選修4

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1、（通用版）2022-2023版高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡章末檢測試卷 新人教版選修4 一、選擇題(本題包括16小題，每小題3分，共48分；每小題只有一個選項符合題意) 1.下表中物質的分類組合完全正確的是(　　) 選項 A B C D 強電解質 KNO3 H2SO4 BaSO4 HClO4 弱電解質 HF CaCO3 HClO NH3 非電解質 SO2 金屬Al H2O C2H5OH 答案　A 解析　電解質必須是化合物且自身發(fā)生電離，SO2、NH3是非電解質，SO2、NH3本身不電離，但溶于水生成的H2SO3、NH3·H2O能電離，

2、H2SO3、NH3·H2O是電解質。 考點　電解質及其分類 題點　電解質的相關綜合 2.在水溶液中下列電離方程式書寫正確的是(　　) A.Ca(OH)2Ca2＋＋2OH－ B.NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO C.H2CO32H＋＋CO D.Na2SO4===2Na＋＋SO 答案　D 解析　Ca(OH)2為強電解質；NaHCO3電離產生Na＋與HCO；H2CO3為多元弱酸，應分步電離，不可一步完成。 考點　電解質及其分類 題點　電離方程式及其書寫方法 3.室溫下，有兩種溶液：①0.01 mol·L－1 NH3·H2O溶液②0.01 mol·L－1 NH4Cl

3、溶液，下列操作可以使兩種溶液中c(NH)都增大的是(　　) A.加入少量H2O B.加入少量NaOH固體 C.通入少量HCl氣體 D.升高溫度 答案　C 解析　加水，兩溶液中c(NH)都減小，故A錯誤；加入少量NaOH固體，NH3·H2O的電離平衡逆向移動，c(NH)減小，NH4Cl中由于發(fā)生反應：NH＋OH－===NH3·H2O，會導致c(NH)減小，故B錯誤；通入少量HCl氣體，①中發(fā)生酸堿中和反應促進NH3·H2O電離，所以c(NH)增大，②中NH的水解平衡逆向移動，c(NH)亦增大，故C正確；升高溫度促進NH的水解，②中NH的濃度減小，故D錯誤。 考點　水解平衡與電離平衡

4、的綜合 題點　鹽類水解與相關知識的綜合 4.NH4Cl溶于重水(D2O)后，產生的一水合氨和水合氫離子均正確的是(　　) A.NH2D·H2O和D3O＋ B.NH3·D2O和HD2O＋ C.NH3·HDO和D3O＋ D.NH2D·HDO和H2DO＋ 答案　C 解析　NH4Cl水解的實質就是其電離出的NH與重水電離出的OD－結合生成一水合氨，即D2OD＋＋OD－，NH＋OD－NH3·HDO，D＋與D2O結合生成D3O＋。 考點　鹽類水解實質與規(guī)律 題點　鹽類水解的概念和實質 5.[2017·全國卷Ⅰ，28(1)]下列事實中，不能比較氫硫酸與亞硫酸的酸性強弱的是(　　

5、) A.氫硫酸不能與碳酸氫鈉溶液反應，而亞硫酸可以 B.氫硫酸的導電能力低于相同濃度的亞硫酸 C.0.10 mol·L－1的氫硫酸和亞硫酸的pH分別為4.5和2.1 D.氫硫酸的還原性強于亞硫酸 答案　D 解析　H2SO3能和NaHCO3反應放出CO2，說明酸性：H2SO3>H2CO3，而H2S不能和NaHCO3反應，說明酸性：H2S

6、弱電解質的常用方法 6.下列化學原理的應用，主要用沉淀溶解平衡原理解釋的是(　　) ①熱純堿溶液洗滌油污的能力強　②誤將鋇鹽[BaCl2、Ba(NO3)2]當作食鹽混用后，常用0.5%的Na2SO4溶液解毒?、廴芏础⑸汉鞯男纬伞、芴妓徜^不能作“鋇餐”而硫酸鋇則能　⑤泡沫滅火器滅火的原理 A.②③④ B.①②③ C.③④⑤ D.①②③④⑤ 答案　A 解析?、佗菔撬馄胶庠?。 考點　沉淀溶解平衡 題點　沉淀溶解平衡的綜合 7.在25 ℃某稀溶液中，由水電離產生的c(H＋)＝10－13 mol·L－1。下列有關該溶液的敘述正確的是(　　) A.該溶液一定呈酸性 B.該

7、溶液一定呈堿性 C.該溶液的pH一定為1 D.該溶液的pH可能為13 答案　D 解析　根據水的離子積常數，可知由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－13 mol·L－1，這是由于在水中加酸或堿，抑制了水的電離。若水中加酸，溶液呈酸性，則溶液中OH－只來自水的電離，c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)總＝10－13 mol·L－1，由Kw＝c(H＋)總·c(OH－)總得：c(H＋)總＝ mol·L－1＝10－1 mol·L－1，pH＝1；若水中加堿，溶液呈堿性，則溶液中H＋只來自水的電離，c(H＋)總＝c(H＋)水＝10－13 mol·L－1，pH＝13。 考點　水的電離

8、 題點　溶液酸堿性的判斷方法 8.常溫下，有pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液，分別與足量的鋅粉發(fā)生反應，下列關于氫氣體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是(　　) 答案　C 解析　反應開始兩溶液pH相同，即c(H＋)相同，所以開始與Zn反應速率相同，隨著反應的進行，CH3COOH電離平衡向電離方向移動，故反應速率：v(CH3COOH)>v(鹽酸)，又因反應開始時c(CH3COOH)>c(HCl)，所以與足量鋅反應，CH3COOH生成H2的量多。 考點　強、弱電解質的比較與判斷 題點　等體積、等pH強、弱電解質的比較與判斷 9.下列有關電解質溶液的說法正確的是(　　)

9、 A.向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 B.將CH3COONa溶液從20 ℃升溫至30 ℃，溶液中增大 C.向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中＞1 D.向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不變 答案　D 解析　A項，＝，加水稀釋，c(CH3COO－)減小，Ka不變，所以比值增大，錯誤；B項，＝(Kh為水解常數)，溫度升高水解常數Kh增大，比值減小，錯誤；C項，向鹽酸中加入氨水至中性，根據電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，此時c(H＋)＝c(OH－)，故c(NH)＝c(Cl－)，所以＝1，錯誤；D項，在飽

10、和溶液中＝，溫度不變溶度積Ksp不變，則溶液中不變，正確。 考點　水解平衡與電離平衡的綜合 題點　鹽類水解與相關知識的綜合 10.將0.2 mol·L－1 HCN溶液和0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列關系式中正確的是(　　) A.c(HCN)＜c(CN－) B.c(Na＋)

11、H－)>c(H＋)，故c(Na＋)>c(CN－)；根據物料守恒知D選項正確。 11.今有室溫下四種溶液，下列有關敘述不正確的是(　　) 序號 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸 鹽酸 A.③和④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大 B.②和③兩溶液等體積混合，所得溶液中c(H＋)>c(OH－) C.分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH：①>②>④>③ D.V1 L ④與V2 L ①溶液混合后，若混合后溶液pH＝7，則V1

12、CH3COONa電離出的CH3COO－：a.與鹽酸中的H＋結合生成CH3COOH；b.使醋酸中的電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，兩溶液中H＋濃度均減小，所以pH均增大；B項，假設是強酸和強堿，且物質的量濃度相同，等體積混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其濃度遠遠大于②，即混合后醋酸過量，溶液顯酸性，c(H＋)>c(OH－)，正確；C項，分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①、②溶液的pH均為10，但稀釋氨水使平衡NH3·H2ONH＋OH－右移，使①11＞pH>10，同理醋酸稀釋后3＜pH<4，正確；D項，假設是強酸和強堿，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱堿

13、，其濃度遠遠大于④鹽酸，所以需要氨水的體積少，即V1>V2，錯誤。 考點　混合溶液中粒子濃度大小的比較與判斷 題點　已知pH、體積的酸和堿混合溶液中粒子濃度大小的比較與判斷 12.一定溫度下，水溶液中H＋的濃度變化曲線如圖所示，下列說法正確的是(　　) A.升高溫度，可能引起由c向b的變化 B.該溫度下，水的離子積常數為1.0×10－13 C.該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D.該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化 答案　C 解析　升高溫度，水的電離平衡右移，c(H＋)和c(OH－)均增大，Kw隨之增大，而c和b對應的Kw相等，A項不正確；由圖中數據可

14、計算出該溫度下水的離子積常數Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，B項不正確；加入FeCl3后，Fe3＋水解促進了水的電離，c(H＋)增大，c(OH－)減小，但Kw不變，可引起由b向a的變化，C項正確；該溫度下，稀釋溶液Kw不變，而c和d對應的Kw不相等，D項不正確。 考點　水的電離 題點　水的電離平衡曲線 13.下列有關電解質溶液的說法正確的是(　　) A.將Ca(ClO)2、Na2SO3、FeCl3溶液蒸干均得不到原溶質 B.保存氯化亞鐵溶液時，在溶液中放少量鐵粉，以防止Fe2＋水解 C.室溫下，向0.1 mol·L－1的CH3

15、COOH溶液中加入少量水溶液顯堿性的物質，CH3COOH的電離程度一定增大 D.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同 答案　A 解析　Ca(ClO)2在水中會水解：Ca(ClO)2＋2H2OCa(OH)2＋2HClO，HClO不穩(wěn)定，受熱會分解：2HClO2HCl＋O2↑，生成的HCl會和Ca(OH)2反應生成CaCl2和H2O，故加熱蒸干Ca(ClO)2溶液得到的固體是CaCl2；加熱Na2SO3溶液的過程中，2Na2SO3＋O2===2Na2SO4，蒸干會得到Na2SO4固體；加熱FeCl3溶液：FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl，

16、HCl揮發(fā)，故加熱蒸干會得到Fe(OH)3固體，A項正確；保存氯化亞鐵溶液時，在溶液中放少量鐵粉，可防止Fe2＋被氧化為Fe3＋，B項錯誤；水溶液顯堿性的物質不一定是堿，如強堿弱酸鹽CH3COONa，其水溶液顯堿性，CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa，CH3COO－濃度增大，會抑制CH3COOH的電離，CH3COOH的電離程度減小，C項錯誤；CH3COONH4是能發(fā)生雙水解的鹽，CH3COO－、NH的水解均會促進水的電離，溶液中水的電離程度較大，但溶液中的H＋濃度與OH－濃度相等，故溶液呈中性，D項錯誤。 考點　鹽類水解的應用 題點　鹽類水解應用的綜合考查 14.已知Ksp(A

17、gCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.0×10－16。下列說法錯誤的是(　　) A.AgCl不溶于水，不能轉化為AgI B.在含有濃度均為0.001 mol·L－1的Cl－、I－的溶液中緩慢加入AgNO3稀溶液，首先析出AgI沉淀 C.AgI比AgCl更難溶于水，所以AgCl可以轉化為AgI D.常溫下，AgCl若要在NaI溶液中開始轉化為AgI，則NaI的濃度必須高于×10－11 mol·L－1 答案　A 解析　組成結構相似的物質，溶度積越小，其溶解度越小，越易先形成沉淀，B項正確；溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現，所以A項錯、C項正確；AgCl溶液中c

18、(Ag＋)＝×10－5 mol·L－1，要使AgI形成沉淀，則c(Ag＋)·c(I－)＞1.0×10－16，則c(I－)＞ mol·L－1＝×10－11 mol·L－1，D項正確。 考點　沉淀溶解平衡的應用 題點　沉淀的轉化 15.pH＝2的A、B兩種酸溶液各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其中pH與溶液體積V的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　) A.A、B兩酸溶液的物質的量濃度一定相等 B.稀釋后，A酸溶液的酸性比B酸溶液的酸性強 C.a＝5時，A是強酸，B是弱酸 D.一定有關系：5＞a＞2 答案　C 解析　由圖像可以看出稀釋過程中兩種酸的pH增大程度不同

19、，說明兩種酸的酸性強弱不同，故pH＝2的兩種酸的濃度一定不同，A項錯誤；由圖知，稀釋后A溶液的pH大于B溶液的pH，則A中c(H＋)小于B中c(H＋)，此時A酸溶液的酸性比B酸溶液的弱，B項錯誤；a＝5時表明，pH＝2的A酸溶液稀釋1 000倍，pH增加3，故A一定是強酸，pH＝2的B酸溶液稀釋1 000倍后，2＜pH＜5，說明B酸溶液中存在電離平衡，則B是弱酸，C項正確；若A、B都是弱酸，稀釋1 000倍后，A、B兩溶液pH均要增大，而增加的值均小于3，有5＞a＞2，若A是強酸，則a＝5，D項錯誤。 考點　溶液pH的計算 題點　酸、堿溶液稀釋時pH的計算及變化規(guī)律 16.(2017·全

20、國卷Ⅱ，12)改變0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物質的量分數δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)＝]。 下列敘述錯誤的是(　　) A.pH＝1.2時，c(H2A)＝c(HA－) B.lg[K2(H2A)]＝－4.2 C.pH＝2.7時，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－) D.pH＝4.2時，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋) 答案　D 解析　A項，根據圖像，pH＝1.2時，H2A和HA－相交，則有c(H2A)＝c(HA－)，正確；B項，根據pH＝4.2點，K2(H2A)＝＝c(H＋)＝10－4.2，正確；C項，

21、根據圖像，pH＝2.7時，H2A和A2－相交，則有c(H2A)＝c(A2－)，正確；D項，根據pH＝4.2時，c(HA－)＝c(A2－)，且c(HA－)＋c(A2－)約為0.1 mol·L－1，而c(H＋)＝10－4.2 mol·L－1，可知c(HA－)＝c(A2－)＞c(H＋)，錯誤。 考點　混合溶液中粒子濃度大小的比較與判斷 題點　已知濃度、體積的酸和堿混合溶液中粒子濃度大小的比較與判斷 二、非選擇題(本題包括5小題，共52分) 17.(10分)溶液中的化學反應大多是離子反應。根據要求回答下列問題： (1)鹽堿地(含較多Na2CO3、NaCl)不利于植物生長，試用化學方程式表示：

22、 鹽堿地產生堿性的原因：____________________________________________________ ________________________________________________________________________； 農業(yè)上用石膏降低其堿性的反應原理：________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)若取pH、體積均相等的NaOH溶液和氨水分

23、別用水稀釋m倍、n倍，稀釋后pH仍相等，則m________(填“＞”“＜”或“＝”)n。 (3)常溫下，在pH＝6的CH3COOH與CH3COONa的混合溶液中水電離出來的c(OH－)＝__________。 (4)25 ℃時，將a mol·L－1氨水與0.01 mol·L－1鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯________(填“酸”“堿”或“中”)性。用含a的代數式表示NH3·H2O的電離常數Kb＝________。 答案　(1)Na2CO3＋H2ONaHCO3＋NaOH　Na2CO3＋CaSO4CaCO3＋Na2SO4 (2)＜　(3)1

24、.0×10－8 mol·L－1　(4)中　 解析　(1)碳酸鈉水解顯堿性，石膏的主要成分是硫酸鈣，硫酸鈣與碳酸鈉反應生成硫酸鈉和碳酸鈣沉淀，降低了碳酸根離子的濃度，進而降低了堿性。 (2)氨水是弱堿溶液，稀釋過程中電離程度增大，若取pH、體積均相等的NaOH溶液和氨水分別加水稀釋后pH仍相等，則氨水的稀釋程度較大。(3)溶液中的氫氧根離子是由水電離的，根據離子積常數和溶液的pH，求出c(OH－)＝1.0×10－8 mol·L－1。(4)根據電荷守恒知c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，c(NH)＝c(Cl－)，則c(H＋)＝c(OH－)，溶液為中性。根據混合后的溶液知，NH3

25、·H2O的Kb＝＝＝。 考點　水解平衡與電離平衡的綜合 題點　鹽類水解與相關知識的綜合 18.(8分)(1)某溫度(t ℃)時，測得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11，則該溫度下水的Kw＝______。在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的H2SO4溶液Vb L混合，若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝________。 (2)25 ℃時，0.1 mol·L－1的HA溶液中＝1010。請回答下列問題： ①HA是________(填“強電解質”或“弱電解質”)。 ②在加水稀釋HA溶液的過程中，隨著水量的增加而增大的是__________

26、(填字母)。 a.c(HA) b. c.c(H＋)與c(OH－)的乘積 d.c(OH－) 答案　(1)1×10－13　10∶1　 (2)① 弱電解質?、赽d 解析　(1)該溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1、c(OH－)＝0.01 mol·L－1，Kw＝c(H＋)·c(OH－)；混合溶液呈中性，說明酸中n(H＋)等于堿中n(OH－)。(2)①25 ℃時，0.1 mol·L－1的HA溶液中＝1010，該溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，則該溶液中c(H＋)＝0.01 mol·L－1＜0.1 mol·L－1，說明該酸部分電離；②該酸是弱酸，加水稀釋促進電離，但其

27、電離增大程度小于溶液體積增大程度，導致溶液中c(H＋)減?。粶囟炔蛔?，水的離子積常數不變。 考點　溶液pH的計算 題點　溶液pH的綜合計算 19.(9分)(1)已知KI溶液與Pb(NO3)2溶液混合后可形成沉淀PbI2，此沉淀的Ksp＝7.0×10－9?，F將等體積的KI溶液與Pb(NO3)2溶液混合，若原KI溶液的濃度為1×10－2 mol·L－1，則生成沉淀所需原Pb(NO3)2溶液的最小濃度為______________。 (2)將10 mL 0.01 mol·L－1 BaCl2溶液和10 mL 0.01 mol·L－1 AgNO3溶液混合，混合后溶液中Ag＋的濃度為_______

28、_。[Ksp(AgCl)＝1.8×10－10] (3)已知pC類似pH是指極稀溶液中，溶質物質的量濃度的常用對數負值。如某溶液溶質的濃度為1×10－3 mol·L－1，則該溶液中溶質的pC＝－lg(1×10－3)＝3?，F向0.2 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中通入CO2氣體，沉淀開始產生時，溶液中CO的pC值為____________。[已知lg2＝0.3，Ksp(BaCO3) ＝ 5.0×10－9] 答案　(1)5.6×10－4 mol·L－1　(2)3.6×10－8 mol·L－1　(3)7.6 解析　(1)因為c2(I－)×c(Pb2＋)＝Ksp(PbI2)＝7.0×10－9

29、，原KI溶液的濃度為1×10－2 mol·L－1，則生成沉淀所需原Pb(NO3)2溶液的最小濃度為 c[Pb(NO3)2]＝2c(Pb2＋)＝ mol·L－1＝5.6×10－4 mol·L－1。 (2)10 mL 0.01 mol·L－1 BaCl2溶液中Cl－的物質的量為0.000 2 mol,10 mL 0.01 mol·L－1 AgNO3溶液中Ag＋的物質的量為0.000 1 mol，混合后反應生成AgCl沉淀，剩余Cl－的物質的量為0.000 1 mol，因為Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，則混合后溶液中Ag＋的濃度滿足c(Ag＋)×0.005 mol·L－1＝1.8×10

30、－10，則c(Ag＋)＝3.6×10－8 mol·L－1。 (3)因為Ksp(BaCO3)＝5.0×10－9，則c(Ba2＋)×c(CO)＝5.0×10－9，c(CO)＝ mol·L－1＝2.5×10－8 mol·L－1，則該溶液中溶質的pC＝－lg(2.5×10－8)＝7＋2lg2＝7.6。 考點　沉淀溶解平衡的應用 題點　難溶電解質沉淀溶解平衡的綜合 20.(12分)(1)碳酸：H2CO3，Ki1＝4.3×10－7，Ki2＝5.6×10－11，草酸：H2C2O4，Ki1＝5.9×10－2，Ki2＝6.4×10－5 ①0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH______0.1

31、 mol·L－1 Na2C2O4溶液的pH。(填“大于”“小于”或“等于”) ②等濃度草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是________________。 ③若將等濃度的草酸溶液和碳酸溶液等體積混合，溶液中各種離子濃度大小的順序正確的是________。(填字母) a.c(H＋)>c(HC2O)>c(HCO)>c(CO) b.c(HCO)>c(HC2O)>c(C2O)>c(CO) c.c(H＋)>c(HC2O)>c(C2O)>c(CO) d.c(H2CO3)>c(HCO)>c(HC2O)>c(CO) (2)SO2會對環(huán)境和人體健康帶來極大的危害，工業(yè)上采取多種方法減少SO2

32、的排放，回答下列方法中的問題。 方法1(雙堿法)：用NaOH吸收SO2，并用CaO使NaOH再生 NaOH溶液Na2SO3溶液 ①寫出過程ⅰ的離子方程式：________________________________________________ ________________________________________________________________________； ②CaO在水中存在如下轉化： CaO(s)＋H2O (l)===Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq) 從平衡移動的角度，簡述過程ii中NaOH再生的原理 ____

33、____________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 方法2：用氨水除去SO2 ③已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的濃度為2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝__________ mol·L－1。將SO2通入該氨水中，當c(OH－)降至1.0×10－7 mol

34、·L－1時，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝__________。 答案　(1)①大于?、诓菟帷、踑c (2)①2OH－＋SO2===SO＋H2O　②SO與Ca2＋生成CaSO3沉淀，平衡向正向移動，有NaOH生成 ③6.0×10－3　0.62 解析　(1)根據電離常數可知草酸的酸性強于碳酸，則碳酸鈉的水解程度大于草酸鈉，所以0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH大于0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液的pH。草酸的酸性強于碳酸，則等濃度草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是草酸。草酸的二級電離常數均大于碳酸的，所以草酸的電離程度大于碳酸，因此溶液中c(H＋)＞c(H

35、C2O)＞c(C2O)＞c(HCO)＞c(CO)，a正確；根據a中分析可知b、d錯誤，c正確。 (2)①過程i是二氧化硫和氫氧化鈉溶液反應生成亞硫酸鈉和水，反應的離子方程式為2OH－＋SO2===SO＋H2O。②過程ii加入CaO，存在CaO(s)＋H2O (l)===Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，因SO與Ca2＋生成CaSO3沉淀，平衡向正向移動，有NaOH生成。 ③NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，若氨水的濃度為2.0 mol·L－1，由Kb＝可知c(OH－)＝ mol·L－1＝6.0×10－3 mol·L－1，當c(OH－)降至1.0×10－7 m

36、ol·L－1時，c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，H2SO3的Ka2＝6.2×10－8，由Ka2＝，可知c(SO)/c(HSO)＝＝0.62。 考點　混合溶液中粒子濃度大小的比較與判斷 題點　混合溶液中粒子濃度關系的綜合應用 21.(13分)常溫下，幾種物質的溶度積常數見下表： 物質 Cu(OH)2 Fe(OH)3 CuCl CuI Ksp 2.2×10－20 2.6×10－39 1.7×10－7 1.3×10－12 (1)某酸性CuCl2溶液中含少量的FeCl3，為制得純凈CuCl2溶液，宜加入________調至溶液pH＝4，使Fe3＋轉化為Fe

37、(OH)3沉淀，此時溶液中的c(Fe3＋)＝____________________________。 (2)過濾后，將所得濾液經過________，________操作，可得到CuCl2·2H2O晶體。 (3)由CuCl2·2H2O晶體得到純的無水CuCl2，需要進行的操作是________________。 (4)某學習小組用“間接碘量法”測定含有CuCl2·2H2O晶體的試樣(不含能與I－發(fā)生反應的氧化性雜質)的純度，過程如下：取0.800 g試樣溶于水，加入過量KI固體，充分反應，生成白色沉淀。用0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3標準溶液滴定，到達滴定終點時，消耗Na

38、2S2O3標準溶液40.00 mL。(已知：I2＋2S2O===S4O＋2I－)。 ①可選用________作指示劑，滴定終點的現象是__________________________。 ②CuCl2溶液與KI反應的離子方程式為________________________________。 ③該試樣中CuCl2·2H2O的質量百分數為________。 答案　(1)CuO或堿式碳酸銅、氫氧化銅 2.6×10－9 mol·L－1 (2)蒸發(fā)濃縮　冷卻結晶　 (3)在HCl氣氛中加熱 (4)①淀粉溶液　溶液由藍色變成無色且半分鐘內不變化 ②2Cu2＋＋4I－===2CuI↓

39、＋I2　③85.5% 解析　(1)加入CuO或Cu2(OH)2CO3、Cu(OH)2，與Fe3＋水解產生的H＋反應，使Fe3＋轉化為Fe(OH)3沉淀；當pH＝4時，由Fe(OH)3的Ksp計算c(Fe3＋)。(3)由CuCl2·2H2O晶體得到純的無水CuCl2，需考慮避免Cu2＋的水解產生雜質。(4)CuCl2溶液與KI發(fā)生反應：2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，所以需選用淀粉溶液作指示劑，當溶液由藍色變?yōu)闊o色，且半分鐘內不變化，確定達到滴定終點；再結合方程式：I2＋2S2O===S4O＋2I－和2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，得到關系式：2Cu2＋～I2～2S2O，確定晶體試樣的純度。 考點　沉淀溶解平衡的應用 題點　難溶電解質沉淀溶解平衡的綜合